Índice. 1. Estequiometria comum Reagente em excesso Reagente impuro Rendimento de reação... 17

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2 Índice Parte I 1. Estequiometria comum... 5 pag 2. Reagente em excesso Reagente impuro Rendimento de reação Reações sucessivas Exercício Especial Parte II 1. Balanço de material Destilação Extração Secagem Absorção Cristalização Anexos 1. Referências Formulário Tabela Periódica Tabela de cátions Tabela de ânions

3 INTRODUÇÃO O objetivo principal da disciplina de Operações Unitárias é promover a familiarização do uso da estequiometria no meio industrial, quando da elaboração dos vários tipos de balanços de materiais envolvendo diversos tipos de operação física, química e físico-química. A aplicação de conceitos químicos e físico-químicos na resolução desse tipo de problema muitas vezes nos conduzirá ao sucesso através de soluções exatas e precisas. Este material não traz soluções prontas para os problemas que se apresentarão no cotidiano, mas poderá nortear as tomadas de decisão para a resolução dos mesmos. Como o material disponível no mercado é um material de alta qualidade, porém muito específico, muitas vezes é difícil a escolha de um único tipo de material. Sendo assim decidi pela compilação dos assuntos mais importante para este curso de Química. Este material está dividido em duas partes: Parte I Cálculos Estequiométricos: revisão das diversas situações encontradas na estequiometria. Parte II Balanço de Material - 3 -

4 ESTEQUIOMETRIA A palavra estequiometria possui várias versões para sua definição e origem, mas se analisarmos todas elas verificaremos que a mesma pode ser dividida em duas partes: uma que significa medição (metria) e outra que significa parte (estequio). A obra Stoichiometria de Nicéforo rendeu muitas linhas nos livros canônicos do Novo Testamento e dos Apócrifos. O termo "estequiométrico" é usado com frequência em Termodinâmica para referir-se à "mistura perfeita" de um combustível e o ar. A estequiometria baseia-se nas leis ponderais: Lei de conservação das massas (Lei de Lavoisier) e na Lei das proporções definidas (Lei de Proust). Essas leis aplicam-se quando trabalhamos as reações químicas em sistemas fechados e os reagentes e produtos envolvidos não são gases. Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantidade de um elemento A no reagente deve ser igual à do mesmo elemento no produto. A previsão de reações químicas nos diversos processos industriais é de vital importância na rentabilidade e na sobrevivência de uma indústria ou até mesmo em nosso cotidiano. Nas indústrias, nota-se a preocupação de se otimizar produtos e processos para que se tenha a melhor relação custo/benefício possível. No cotidiano, na maioria das vezes, não atentamos para esse conceito, mas ele fica claro, por exemplo, ao fazermos um bolo. Normalmente seguimos uma receita escrita ou que esteja gravada em nossa memória. Na relação da quantidade das substâncias é importante que se conheça as fórmulas, os elementos e a proporção entre esses elementos e substância

5 ESTEQUIOMETRIA COMUM A estequiometria é usada frequentemente para balancear equações químicas. Por exemplo, os dois gases diatômicos hidrogênio e oxigênio podem se combinar para formar um líquido, água, em uma reação exotérmica, como descrita na Equação [1]. H 2 + O 2 H 2 O [1] A Equação 1 não mostra a estequiometria correta da reação, isto é, não demonstra as proporções relativas dos reagentes e do produto. 2 H O 2 2 H 2 O [2] A Equação 2 já tem a correta estequiometria e, por isso, é dita uma equação "balanceada", pois possui o mesmo número de átomos de cada tipo em ambos os lados da equação. Há quatro H (hidrogênios) no lado dos reagentes e quatro no lado do produto, e dois O (oxigênios) também em ambos os lados da equação. Ou seja, a massa foi conservada. Obs.: os coeficientes estequiométricos e índices de valor numérico igual a 1 não precisam ser indicados. A estequiometria não é tão somente usada para balancear equações químicas, mas também para conversões de unidades - por exemplo, de gramas a mols, ou gramas a mililitros. Assim, se temos 2,00 g de NaCl, para achar o número de mols, podemos fazer o seguinte: Exemplos de utilização da estequiometria 1 mol de NaCl ,5 g X ,0 g 2,0 g NaCl 58,5 g/mol 0,034 mol NaCl Exemplo 1 Quantos gramas de alumínio são necessários para reagir completamente com 85 g de óxido de ferro III? Fe 2 O Al Al 2 O Fe da equação temos: 1mol de Fe 2 O 3 reage 2 mol de Al convertendo em massa: 160 g =====> 2(27) g o que sabemos: ==========> 85 g X <========== o que queremos saber X 85 g 54 g 160 g X 28,7 g Podemos notar que aplicamos um cálculo de proporções (regra de três). Exemplo 2 Num laboratório de química há duas soluções, a primeira é de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) com concentração desconhecida, a segunda é de soda cáustica (NaOH) na concentração de 0,10 mol/l. Sabe-se que 25 ml da solução de ácido exigem 22,50 ml da solução de soda cáustica para ser neutralizada completamente. Com base nessas informações, pede-se que se calcule a concentração de ácido na solução

6 Resolução 1 Determinação da quantidade de mols de soda cáustica consumida (equação 1): X 22,50 ml 0,10 mol 1000 ml 1 L ===> 1000 ml ===> 0,10 mol 22,50 ml ===> X X 2,25 10 mol de NaOH 1! O segundo passo será executado com base na reação de neutralização entre o ácido e a base: H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O da equação temos: 1mol de H 2 SO 4 reage 2 mol de NaOH da equação [1]: X 2, mol de NaOH X 1 mol 2,25 10 mol 2 mol X 1, mol de H " SO $ O último passo é determinar a concentração da solução ácida: 25 ml ===> 1, mol 1000 ml ===> X X 1000 ml 1, mol 25 ml X 0,045 mol Resolução 2 H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O Como: M ' ( então:n M V da equação temos: 1mol de H 2 SO 4 reage 2 mol de NaOH o que queremos saber: ======> M 25 ml 0,10 mol/l 22,5 ml <====== o que sabemos: Resposta: 0,045 mol L -1 M 1 mol 0,10 mol/l 22,5 ml M 25 ml 2 mol M 0,045 mol/l Resumidamente, podemos dizer que a estequiometria está sedimentada na relação de quantidade dos reagentes e dos produtos; assim se soubermos esta relação podemos efetuar qualquer cálculo estequiométrico. Todo cálculo estequiométrico deve obedecer a seguinte sequência de passos: 1º - montar a equação da reação que rege o fenômeno em estudo; 2º - efetuar o acerto dos coeficientes estequiométricos; 3º - identificar as partes envolvidas no cálculo estequiométrico; 4º - efetuar as transformações de grandezas e unidades quando necessário; 5º - efetuar os cálculos estequiométricos. Relação Importante de Equivalência 1 mol massa molar constante de Avogadro volume molar - 6 -

7 EXERCÍCIOS 1. Um astronauta elimina cerca de 470,4 litros de gás carbônico por dia (nas CNTP). Suponha que se utilize hidróxido de sódio para absorver o gás produzido. Qual a massa de hidróxido de sódio necessária para um dia de viagem? Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol 2 NaOH + CO 2 Na 2 CO 3 + H 2 O Resposta: 1657,8 g 2. A obtenção de etanol, a partir de sacarose por fermentação, pode ser representada pela seguinte equação: C 12 H 22 O 11 + H 2 O 4 C 2 H 5 OH + 4 CO 2 Considerando que o etanol (C 2 H 5 OH) seja puro, calcule a massa (em kg) de sacarose necessária para produzir um volume de 50 litros de etanol, suficiente para encher o tanque de combustível de um automóvel. Dado: densidade do etanol = 0,8 g/cm 3 Resposta: 74,3 kg 3. O éter etílico (C 4 H 10 O), cuja principal utilização está relacionada à sua aplicação anestésica, ao sofrer combustão completa de 14,8 g irá produzir gás carbônico e água: C 4 H 10 O + 6 O 2 4 CO H 2 O Determine: a) a massa em gramas de oxigênio consumido; b) o volume em litros de gás carbônico produzido; c) a quantidade de moléculas de água produzida. Dado: volume molar = 25 L/mol Resposta: a) 38,4 g; b) 20 L e c) moléculas 4. Em alguns antiácidos, emprega-se hidróxido de magnésio como agente neutralizante do ácido clorídrico contido no suco gástrico. Supondo-se que alguém tenha 36,5 mg de ácido no estômago, qual será a massa de base necessária para completa neutralização? Resposta: 58,5 mg 5. A morte de lagos e rios deve-se à presença na água de substâncias orgânicas que, sob a ação de bactérias, se degradam, consumindo o oxigênio dissolvido. Considere uma amostra de água poluída contendo 0,06 g de matéria orgânica, na forma de uréia, que se degrada como representa a equação: CO(NH 2 ) 2(aq) + 4 O 2(aq) CO 2(aq) + 2 HNO 3(aq) + H 2 O Qual a massa de O 2 consumida, expressa em mg, necessária para degradar 0,06g de uréia? Resposta: 128 mg 6. Um comprimido efervescente contém bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ) e um ácido orgânico. Em contato com água, ocorre a reação: NaHCO 3 + HX NaX + H 2 O + CO 2 Sabendo-se que em cada comprimido existe 0,84 g de NaHCO 3, qual o número de comprimidos necessários para a produção de 224 litros de gás carbônico nas condições normais de temperatura e pressão? Resposta: 1000 comprimidos 7. Rodando a 60 km/h, um automóvel faz cerca de 10 km por litro de etanol, C 2 H 5 OH. Calcule o volume de gás carbônico, CO 2, em metros cúbicos, emitido pelo carro após 5 horas de viagem. Admita queima completa: C 2 H 5 OH + 3 O 2 2 CO H 2 O. Densidade do etanol = 0,8 kg/l, volume molar = 25 L Resposta: 26,1 m 3 8. Recomenda-se que um astronauta consuma, a cada hora, a energia equivalente à queima de 34 g de sacarose, C 12 H 22 O 11. Qual a massa, em gramas, de oxigênio necessário ao processo de combustão total de 34 g de sacarose? Resposta: 38,2 g 9. Ácido clorídrico concentrado (38% em massa de HCl) pode ser preparado através da reação representada abaixo: 2 NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO HCl Qual a massa de ácido sulfúrico (admitir 100% de pureza) necessária para preparar 100 kg de HCl concentrado? Resposta: 51 kg - 7 -

8 10. Explosivos são eficientes quando produzem um grande número de moléculas gasosas na explosão. A nitroglicerina, por exemplo, detona de acordo com a equação química parcialmente balanceada: 2 C 3 H 5 N 3 O 9 x CO 2 (g) + y N 2 (g) + 5 H 2 O (g) + z O 2 (g) a) Calcule o número de mols dos produtos gasosos que se formam na explosão de 4,54 g de nitroglicerina. b) Calcule o volume total, em litros, dos produtos gasosos, quando a pressão gasosa é de 1 atm e a temperatura é de 500ºC para a mesma explosão de 4,54 g de nitroglicerina. Resposta: a) 0,145 mols e b) 9,2 L 11. Determine o volume de oxigênio, a 77ºC de temperatura e 0,082 atm de pressão, necessário para reagir totalmente com 21,6 g de alumínio, na obtenção do óxido de alumínio. 4 Al + 3 O 2 2 Al 2 O 3 Resposta: 210 L g de sódio metálico são colocados em água em excesso. Qual o volume de hidrogênio recolhido a 0,72 atm de pressão e 87ºC de temperatura que será obtido nesse processo? 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 Resposta: 164 L 13. O carbonato de cálcio, quando aquecido a 800ºC, decompõe-se segundo a equação: CaCO 3 CaO + CO 2 Quantos gramas de carbonato são necessários para se obter 0,267 litro de CO 2, medido a pressão de 700 mmhg e 27ºC de temperatura? Resposta: 1 g 14. O estômago de um paciente humano, que sofre de úlcera duodenal, pode receber, através de seu suco gástrico, 0,24 mol de HCl por dia. Suponha que ele use um antiácido que contenha 26 g de Al(OH) 3 por ml de medicamento. Qual o volume apropriado de antiácido que o paciente deve consumir por dia para que a neutralização do ácido clorídrico seja completa? Resposta: 242 ml 15. O hipoclorito de sódio tem propriedades bactericida e alvejante, sendo utilizado para cloração de piscinas e é vendido no mercado consumidor em solução como Água Sanitária, Cândida, Q-Boa, etc. Para fabricá-lo, reage-se gás cloro com soda cáustica: Cl NaOH NaCl + NaClO + H 2 O Qual a massa de soda cáustica necessária para obter 149 kg de hipoclorito de sódio? Resposta: 160 kg 16. As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio sólido. Quando a máscara é usada, o superóxido reage com CO 2 exalado pela pessoa e libera O 2, necessário à respiração, segundo a equação química não balanceada: K 2 O 4 + CO 2 K 2 CO 3 + O 2 Calcule o volume de O 2 liberado nas CNTP, a partir da reação de 142 g de superóxido. Resposta: 33,6 L 17. O ácido fosfórico, usado em refrigerantes do tipo cola e o possível causador da osteoporose, pode ser formado a partir da equação não balanceada: Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 SO 4 H 3 PO 4 + CaSO 4. Partindo-se de 62,0 mg de Ca 3 (PO 4 ) 2 e usando-se quantidade suficiente de H 2 SO 4, qual será a massa de H 3 PO 4 obtida, em gramas? Resposta: 39,2 mg - 8 -

9 ESTEQUIOMETRIA COM EXCESSO DE REAGENTE A obediência completa à estequiometria é muito difícil de ocorrer porque sempre precisamos de um pouco mais de um reagente para que o outro seja consumido inteiramente As reações químicas ocorrem sempre obedecendo a uma proporção constante que equivale ao coeficiente estequiométrico das equações. Assim, se um dos reagentes possuir uma quantidade acima da proporção estequiométrica, esse reagente estará em excesso, logo o outro será o reagente limitante. O reagente em excesso não participa dos cálculos estequiométricos. Vários processos ocorrem com excesso de um dos reagentes e um bom exemplo são os processos de combustão que, para garantirem uma boa queima, normalmente trabalham com oxigênio em excesso. Analogamente podemos identificar esta situação como se tivéssemos que construir alguns carrinhos conforme mostra a figura abaixo. Carrinho com rolamentos 1 prancha 2 eixos 4 rolamentos Para esta finalidade temos à nossa disposição: 7 pranchas, 42 eixos e 122 rolamentos. Quantos carrinhos poderiam ser construídos com essas peças? Analisando o esquema e as peças disponíveis, concluímos que montaremos somente 7 carrinhos. Assim dizemos que as pranchas são as peças limitantes nessa construção e os eixos (sobrarão 28) e os rolamentos (sobrarão 94) estão em excesso. Esse é o raciocínio que utilizaremos nos cálculos onde ocorrer excesso de reagentes. Para verificarmos se um exercício envolve estequiometria com excesso de reagente, devemos observar se são informadas as quantidades de todos os reagentes envolvidos na reação. Quando isto acontecer devemos verificar se a proporcionalidade está sendo obedecida. Exemplo: Para neutralizar 40 gramas de ácido sulfúrico foram utilizados 100 gramas de hidróxido de sódio. Qual a massa de cloreto de sódio formada nessa neutralização? 1º - Montar a equação da reação de neutralização: H 2 SO 4 + NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O 2º - Acertar os coeficientes estequiométricos (balanceamento): 1 H 2 SO NaOH 1 Na 2 SO H 2 O - 9 -

10 3º - Verificar se há excesso: Para isto utilizaremos o princípio da proporcionalidade Lei de Proust (regra de três). Sabemos que o produto das diagonais numa regra de três têm que ser uma igualdade se não houver excesso de um dos reagentes. Caso contrário, a diagonal que apresentar o maior produto possui o reagente que está em excesso. H2SO 4 NaOH 1 mol 2 mol da equação balanceada 98 g 2(40) g transformação para massa 40 g 100 g dados do exercício 40 x x < 9800 excesso de NaOH Como existe excesso de NaOH podemos concluir que o reagente limitante é o H 2 SO 4. 4º - Efetuar o cálculo estequiométrico comum

11 EXERCÍCIOS 1. 10,00 g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40 g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Qual o reagente e a massa após a reação se completar que restarão? Resposta: 0,20 g de H 2 SO 4 2. Foram misturados 40 g de hidróxido de sódio com 19,6 g de ácido sulfúrico produzindo X g de um sal. Qual a parte inteira do valor x? Resposta: 28 g 3. Metanol é um excelente combustível que pode ser preparado pela reação entre monóxido de carbono e hidrogênio, conforme a equação química: CO (g) + 2 H 2(g) CH 3 OH (l) Supondo rendimento de 100% para a reação, quando se adicionam 336 g de monóxido de carbono a 60 g de hidrogênio, qual será o reagente em excesso e a massa máxima, em gramas, de metanol formado? Resposta: Excesso de H 2 e 384 g 4. Misturam-se 378 g de ácido nítrico com 140 g de hidróxido de alumínio. Que massa de qual dos reagentes precisará ser ainda adicionada para que não haja sobra de nenhum dos reagentes. Considere a reação sendo de neutralização total. Resposta: 16 g de Al(OH) 3 5. Misturam-se 11,2g de óxido de cálcio com 30,0g de ácido nítrico. Calcule a massa, em gramas, do sal formado nessa reação. Resposta: 39 g de Ca(NO 3 ) 2 6. O fosgênio, COCl 2, já foi usado como gás de guerra. Ele é venenoso porque, quando inalado, reage com a água nos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), conforme a equação: COCl 2 + H 2 O CO HCl Quantos mols de HCl serão formados se 0,300 mol de COCl 2 for misturado com 0,400 mol de H 2 O? Resposta: 0,100 mol de HCl 7. Amônia gasosa pode ser preparada pela seguinte reação não balanceada: CaO (s) + NH 4 Cl (s) NH 3 + H 2 O (g) + CaCl 2(s). Se 224g de cloreto de amônio forem misturados com 112 g de óxido de cálcio, então a massa máxima, em gramas, de amônia produzida será de: Resposta: 68 g de NH 3 8. Um cilindro de volume V, sob pressão P e temperatura T, contém 2 mols de H 2 e 2 mols de O 2. Sob condições adequadas, promove-se a reação, verificando-se a conversão de 80% do H 2 inicialmente presente. Qual a composição em porcentagem molar da mistura final? Resposta: H 2 =12,5%; O 2 =37,5% e H 2 O=50,0% 9. A nave estelar Enterprise, de Jornada nas Estrelas, usou B 5 H 9 e O 2 como mistura combustível. As duas substâncias reagem de acordo com a seguinte equação: B 5 H 9 + O 2 B 2 O 3 + H 2 O. Se um tanque contém 126 kg de B 5 H 9 e o outro 240 kg de O 2, qual tanque esvaziará primeiro? Mostre com cálculos. Quanta água terá sido formada (em kg) quando um dos reagentes tiver sido completamente consumido? Resposta: Tq de O 2 (limitante) e 121,25 kg

12 10. O Celobar, medicamento à base de sulfato de bário utilizado como contraste em exames radiológicos do aparelho digestivo, ocupou espaço na mídia, há algum tempo, em razão das mortes que causou, devido à contaminação por bactérias e por carbonato de bário. O sulfato de bário pode ser obtido a partir da reação do carbonato de bário com o acido sulfúrico, conforme a equação química: BaCO3(s) + H2SO4 BaSO(s) + CO2(g) + H2O(l) Considere uma mistura seca de sulfato e de carbonato de bário, resultante da reação de 500 ml de solução aquosa de H2SO4 a 2,0 mol/l com 235,0 g de BaCO3. De acordo com essas informações, determine o valor percentual, aproximado, da massa de BaCO3(s) em excesso, presente nessa mistura. Resposta: 14 %

13 ESTEQUIOMETRIA COM REAGENTES IMPUROS Na maioria das vezes não trabalhamos com reagentes com grau de pureza 100%. Isto se deve a vários fatores, como: custo elevado, impossibilidade técnica, etc. Até reagentes usados em análises químicas de precisão possuem um teor de impureza. Observe o rótulo abaixo: pureza do reagente impurezas para análise Podemos notar que mesmo sendo um produto analítico apresenta um pequeno grau de impureza; sendo assim, como são os produtos usados nas operações industriais? Industrialmente não há necessidade de utilizarmos produtos com alto grau de pureza, mas precisamos lembrar que nos cálculos estequiométricos só consideramos os materiais puros. Nestes cálculos podemos encontrar três tipos de situações: 1º caso: quando temos uma amostra impura e precisamos determinar um dos produtos formados. Exemplo 1: Uma amostra, de 120 gramas de magnésio com 80% de pureza, reage com oxigênio produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida Resolução: 2 Mg (s) + O 2 (g) 2 MgO (s) Amostra 120 g % Mg MgO Magnésio x % 80% x 120 g x = 100% x = 96 g de Mg 2 mol 1 mol 2(24) g 2(40) g 96 g y y = 80 g x 96 g 48 g y = 160 g de MgO

14 2º caso: quando queremos determinar a massa de um reagente impuro com teor de pureza conhecido a partir de uma quantidade determinada de produto. Exemplo 2: Determine a massa de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, que na decomposição térmica produziu 84 g de óxido de cálcio. 1 CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) Resolução: CaCO 3 CaO 1 mol 1 mol 100 g 56 g x 84 g 84 g x 100 g x = 56 g x = 150 g de MgO 150 g % y % 100% x 150 g y = 80% y = 187,5 g de Mg 3º caso: quando conhecemos a massa do produto obtido e a massa da amostra impura. Como só fazemos cálculos com reagentes puros, devemos inicialmente determinar massa do reagente sem impureza. Exemplo 3 No processo de obtenção da amônia, representado pela equação: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) ; uma amostra de 200 g de gás nitrogênio produziu, sem perda de produto, 170 g de amônia. Determine o teor de pureza da amostra de gás nitrogênio. Resolução: N x = NH mol 2 mol 28 g 2(17) g x 170 g x 28 g 2(17) g 170 g x = 140 g de N puro g % 140 g y 100% x 140 g y = 200 g y = 70% de pureza em N

15 EXERCÍCIOS 1. Uma amostra de óxido de crômio (III) contaminada com impureza inerte é reduzida com hidrogênio, de acordo com a seguinte equação: Cr 2 O 3(s) + 3 H 2(g) 2 Cr (s) + 3 H 2 O (g) Qual o volume de gás hidrogênio, medido nas CNTP, necessário para purificar 5,0 gramas de óxido de cromo III contendo 15% de impurezas inertes? Resposta: 1,88 L 2. Nitrito de amônio (NH 4 NO 2 ) se decompõe conforme a equação: NH 4 NO 2 N H 2 O. Sabendo-se que 128 g de nitrito com 75% de pureza foram decompostos, calcule: a) A massa de água produzida. b) O volume de N 2, nas CNTP. Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol Resposta: 54 g de H 2 O e 34,05 L de N 2 3. Foi divulgado nos jornais de São Paulo um acidente envolvendo o tombamento de um caminhão tanque que transportava 20 toneladas ( gramas) de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). Uma equipe de atendimento de acidentes usou cal viva (CaO) para neutralizar o ácido. Admitindo-se que o H 2 SO 4 tem uma pureza de 98%, calcule a massa mínima necessária para a neutralização total do ácido derramado. Resposta: 11,2 t 4. O acetileno (C 2 H 2 ), gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto CaC 2 ) conforme a reação abaixo. Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, qual será o volume, em litros, de acetileno obtido nas CNTP. Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol CaC H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Resposta: 227 L 5. A obtenção industrial do cobre metálico, através da ustulação da calcosita, ocorre segundo a reação representada pela equação: Cu 2 S + O 2 2 Cu + SO 2. Reagindo-se 22,7 g de calcosita com 30% de impureza numa ustulação, qual será a massa de cobre obtida? Resposta: 12,7 g 6. Uma amostra de 340 g de salitre do Chile, cujo teor de nitrato de sódio é de 75%, reage com ácido sulfúrico concentrado, produzindo bissulfato de sódio e ácido nítrico. Qual a massa mínima de ácido necessária para reagir com todo o nitrato de sódio? Resposta: 294 g 7. Uma indústria adquire hidróxido de sódio impuro como matéria prima para o seu processo. Segundo as normas da empresa, devem ser recusadas as remessas com teor de NaOH inferior a 80%. Três amostras designadas por I, II e III, contendo cada uma 5 gramas do produto são analisadas com H 2 SO 4, sendo as massas de ácido consumidas na neutralização, respectivamente: Amostra H 2 SO 4 (g) I 4,98 II 4,63 III 4,52 Com base nos resultados analíticos acima, qual(is) amostra(s) foi(foram) aprovada(s)? Resposta: São rejeitadas as amostras II e III ( massa mínima de H 2 SO 4 = 4,9 g) 8. O ácido acetil-salicílico (AAS), C 9 H 8 O 4, é uma substância muito empregada em medicamentos anti-térmicos e analgésicos. Uma indústria farmacêutica comprou uma certa quantidade de ácido acetil-salicílico para usá-lo em uma de suas formulações. Para verificar sua pureza, foi feita análise química, indicando um teor de carbono de 50%. O produto estava puro qual o teor de pureza? Demonstre sua conclusão. Resposta: AAS estava impuro (puro teria 60% de C) e P = 83,3%

16 9. Uma amostra de hematita, um minério de óxido férrico, de 2,0 g, ao ser tratada com ácido sulfúrico em excesso, produziu 0,01 mol de sal. Calcule o percentual, em massa, de óxido férrico na amostra. Resposta: 80 % 10. Em uma reação de combustão completa do enxofre obtém-se gás sulfuroso, cuja reação é: S s + O 2 g SO 2 g Qual o volume em litros de SO 2, medido nas CNTP, quando reagem 5,0 kg de enxofre 80% de pureza. Resposta: 2,8 m

17 ESTEQUIOMETRIA COM RENDIMENTO DE REAÇÃO Até o momento todo cálculo estequiométrico envolveu reagentes que sofriam transformação total em produtos desde que estivessem em proporções estequiométricas. As reações químicas envolvem de forma direta ou indireta percentuais de rendimento. Sabemos que por diversos motivos na maioria das vezes nem todo reagente se transforma em produto. Por vezes espera-se pela teoria obter uma determinada quantidade de produtos, porém no processo experimental essa quantidade não é obtida. Esse fenômeno é bastante comum, já que na teoria não são previstas as perdas ocorridas em processos industriais. Dessa forma pode-se dizer que, quando obtemos valores práticos ou experimentais iguais aos teóricos, a reação teve um rendimento igual a 100%; caso contrário, efetuamos uma regra de três para determinar o rendimento da reação de acordo com: Valor teórico % Valor experimental x (%) rendimento da reação. A quantidade percentual de material transformado é denominada rendimento da reação. Exemplo: Sabendo que a formação de água obedece a seguinte equação: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (v) ; determine o rendimento do experimento onde 2 g de hidrogênio reagiram completamente com 16 g de oxigênio produzindo 14,4 g de água. Resolução - Como está sendo informada a quantidade dos dois reagentes é necessário verificar se existe reagente em excesso. Se houver, usaremos o limitante, caso contrário poderá ser usado qualquer um dos reagentes nos cálculos. H 2 O2 H 2 H2O 2 mol 2 mol 18 g % 2 mol 1 mol 2(2) g 2(18) g 2(2) g 32 g Como não há excesso 14,4 g y podemos usar qualquer 2 g x 2 g 16 g um dos reagentes 100% x 14,4 g y = 2 g x 36 g 18 g 2 x x 4 x = 4 g = 70% de pureza em N 64 = 64 2 x = 18 g de H 2 O

18 EXERCÍCIOS 1. Qual a quantidade de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) que poderia ser produzida em um dia através do processo que utiliza 3,2 t por dia de SO 2, com um rendimento de 70%? SO 2 + ½ O 2 + H 2 O H 2 SO 4 Resposta: 3,43 t 2. Uma das maneiras de se produzir cal viva (CaO) é através da pirólise do calcário (CaCO 3 ). Uma amostra de 20 gramas de calcário produziu 10 gramas de cal viva. Qual o rendimento da reação? (CaCO 3 CaO + CO 2 ) Resposta: 89,3% 3. A grafita pura é constituída essencialmente de carbono. Sua queima pode ser representada pela equação: C + O 2 CO 2 a. qual o rendimento da reação sabendo que 66 gramas de grafita pura produz 230 gramas de CO 2? b. se o rendimento da reação fosse 80% quantos gramas de carbono seriam necessários para se obter 30 gramas de CO 2? Resposta: a) 95% e b) 52,8 g 4. Fazendo-se reagir 158 gramas de Na 2 S 2 O 3 (tiossulfato de sódio) com quantidade suficiente de I 2, conforme a reação: 2 Na 2 S 2 O 3 + I 2 2 NaI + Na 2 S 4 O 6 ; obteve-se 105 gramas de Na 2 S 4 O 6 (tetrationato de sódio). Qual o rendimento desta reação? Resposta: 77,78% 5. 0,4 mol de ácido clorídrico puro reage com zinco em excesso. O volume de gás hidrogênio obtido é 3,360 L nas CNTP. Qual o rendimento desta reação? Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol Resposta: 74% 6. A reação entre cálcio e oxigênio produz óxido de cálcio. Que massa de CaO será obtida a partir de 8 g de oxigênio, numa reação que apresenta um rendimento de 70 %? Resposta: 2,24 g 7. 2,3 g de sódio metálico são jogados na água e após toda essa massa reagir há formação de 0,04 mols de hidrogênio. Qual o rendimento dessa reação? Resposta: 80% 8. O rendimento do processo de obtenção do nitrato de cálcio a partir do ácido nítrico com hidróxido de cálcio é de 75%, em massa. Sendo assim, qual será a massa de nitrato obtida pela reação de 25,2 gramas de ácido nítrico com hidróxido suficiente? Resposta: 49,2 g 9. O etanol (C 2 H 5 OH) pode ser produzido por fermentação da glicose (C 6 H 12 O 6 ), conforme a reação: C 6 H 12 O 6 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 Se 360 g de glicose produzem 92 g de etanol, qual seria o rendimento desse processo? Resposta: 100% 10. Determine a massa de Al 2 O 3 impuro (pureza = 60%) necessária para produzir 216 g do metal alumínio, num processo com rendimento de 90%. Resposta: 755,5 g Al 2 O 3 2 Al O

19 11. O composto químico ácido clorídrico é uma solução aquosa, altamente ácida, de cloreto de hidrogênio (HCl). É extremamente corrosivo e deve ser manuseada apenas com as devidas precauções. O ácido clorídrico é normalmente utilizado como reagente químico, e é um dos ácidos fortes que se ioniza completamente em solução aquosa. O ácido clorídrico concentrado tem um ph menor que 1. Uma solução aquosa de HCl 1 mol/l tem ph = 0. O ácido clorídrico foi descoberto pela primeira vez em torno do ano 800 pelo alquimista Persa Jabir Ibn Hayyan (Geber), misturando sal comum com ácido sulfúrico (vitríolo): 2 NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO HCl Sobre a obtenção de ácido clorídrico a partir do cloreto de sódio e ácido sulfúrico, julgue as afirmações a seguir: I) Essa síntese é representada por uma reação de neutralização. II) Além do ácido clorídrico forma-se o sal básico sulfato de sódio. III) A partir de 73,125 g de NaCl, considerando-se um rendimento de 80 %, são obtidos 22,4 L de HCl(g), nas CNTP. Marque a alternativa CORRETA: a) Apenas as afirmações I e II são verdadeiras. b) Apenas as afirmações II e III são verdadeiras. c) Apenas a afirmação II é verdadeira. d) Apenas a afirmação III é verdadeira. e) Todas as afirmações são verdadeiras. Resposta: alternativa d 12. Na síntese da amônia, pelo processo Haber, podem ser empregadas pressão de 200 atm e temperatura de 750 K. O gráfico mostra a porcentagem, em volume, Q, de conversão dos reagentes (N 2 e H 2 ) em produto, no equilíbrio, em função da pressão P (em atm) a 750 K. Utilizando-se 2,0 x 10 5 L de N 2 e 6,0 x 10 5 L de H 2, qual a massa aproximada de amônia, em kg, que pode ser obtida, no equilíbrio, nas condições especificadas anteriormente? Os volumes são medidos a 200 atm e 750 K. Nessas condições, o volume molar de um gás é igual a 0,30L. Observação: Note que o rendimento da reação foi representado por Q%. Resposta: 9, t

20 ESTEQUIOMETRIA COM REAÇÕES SUCESSIVAS Na indústria o mais comum são as operações que envolvem múltiplas reações, porém os procedimentos de cálculos obedecem aos mesmos critérios utilizados na estequiometria. Nas reações consecutivas existe a necessidade de que uma das substâncias seja comum entre as equações. Para resolvermos questões desse tipo basta somarmos as equações devidamente balanceadas e tomar como base a equação final (soma das etapas intermediárias). Obs.: O balanceamento no processo de reações consecutivas deve ser efetuado inicialmente, nas equações e a seguir entre as diversas equações existentes no processo em questão. Exemplo: O álcool etílico usado como combustível pode ser obtido industrialmente pela fermentação da sacarose, representada simplificadamente pelas equações: C 12 H 22 O 11 + H 2 O 2 C 6 H 12 O 6 2 C 6 H 12 O 6 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 Partindo-se de uma quantidade de caldo de cana, que contenha 500 kg de sacarose, e apresente um rendimento de 100%, qual será a massa de álcool obtida? + C H O + H O 2 C H O C6H 1 2O 6 4 C2H5OH + 4 CO 2 C H O + H O 4 C H OH + 4 CO C H O x = C H OH mol 4 mol 342 g 4(46) g 500 g x 500 g x 184 g 342 g x = 269 g de C H OH

21 EXERCÍCIOS 1. Podemos obter ferro a partir das reações equacionadas abaixo: 2 C + O 2 2 CO 6 CO + 2 Fe 2 O 3 4 Fe + 6 CO 2 Desejando transformar 912 kg de Fe 2 O 3 em ferro metálico (Fe), responda: a. qual a massa de carvão (C) necessária para esta transformação? b. qual a massa de ferro obtida? Resposta: a) 205,2 kg e b) 638,4 kg 2. A cebola, ao ser cortada, desprende SO 2 que, em contato com o ar transforma-se em SO 3. Este gás em contato com a água dos olhos transforma-se em ácido sulfúrico, causando ardor e consequentemente as lágrimas. Este processo está representado abaixo: SO 2 + ½ O 2 SO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO 2 e o sistema esteja nas CNTP, determine a quantidade em massa de H 2 SO 4 produzida. Resposta: 9,8 gramas 3. No processo: CaCO 3 CaO + CO 2 CaO + 3 C CaC 2 + CO CaC H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Calcule o volume de gás acetileno (C 2 H 2 ) nas CNTP, obtido a partir de 50 g de carbonato de cálcio. Volume molar (CNTP) = 22,7 L/mol Resposta: 11,35 L 4. 19,8 g de sulfato de amônio foram misturados com hidróxido de sódio produzindo sulfato de sódio, água e gás amônia. Este gás, após dissolvido em água, produziu hidróxido de amônio que foi todo utilizado para reação com ácido fosfórico em quantidade suficiente para neutralização total. Qual a massa de sal produzida na neutralização? Resposta: 11,175 g 5. 0,5 mol de Ca 3 P 2 reage com água, produzindo Ca(OH) 2 e desprendendo PH 3. Este último reage completamente com oxigênio atmosférico, formando H 3 PO 4. Quantos mols de água e de oxigênio são consumidos nesse processo? Resposta: 3 mols de H 2 O e 2 mols de O 2 6. Na obtenção de ferro gusa, no alto forno de uma siderúrgica, utilizam-se, como matérias primas, hematita, coque, calcário e ar quente. A hematita é constituída de Fe 2 O 3 e ganga (impureza ácida rica em SiO 2 ). A produção de ferro gusa ocorre de acordo com as seguintes reações: CaCO 3 CaO + CO 2 CO 2 + C (coque) 2 CO Fe 2 O CO 3 CO Fe (gusa) Nesse processo, para uma produção de 1,12 toneladas de ferro gusa, qual será a quantidade necessária de CaCO 3, em kg? Resposta: 0,5 t 7. As equações mostram a obtenção do clorato de sódio (NaClO 3 ) a partir do dióxido de manganês (MnO 2 ): MnO HCl MnCl H 2 O + Cl 2 3 Cl NaOH NaClO NaCl + 3 H 2 O Calcule a massa de MnO 2 necessária à obtenção de 21,3g de clorato de sódio. Resposta: 52,2 g

22 8. A obtenção do fosfato de amônio foi feita em três etapas, segundo as equações abaixo: Ca + HCl CaCl 2 + H 2 H 2 + N 2 NH 3 NH 3 + H 3 PO 4 (NH 4 ) 3 PO 4 Quantos mols de fosfato de amônio podem ser obtidos a partir de 18 g de cálcio? Resposta: 0,3 mol 9. Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de SO 2 por hora. A liberação desse gás poluente pode ser evitada usando-se calcário, o qual por decomposição fornece cal, que reage com o SO 2 formando CaSO 3, de acordo com as equações: CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (s) CaO (s) + SO 2 (g) CaSO 3 (s) Qual a massa mínima de calcário (em kg), por dia, necessária para eliminar todo o SO 2 formado? Suponha um rendimento de 100% para todas as reações. Resposta: 480 kg 10. Os processos mais importantes de redução da hematita que ocorrem num alto-forno podem ser representados por: C + O 2 CO 2 CO 2 + NaOH NaHCO 3 Qual é a massa de hidrogenocarbonato de sódio que se pode obter a partir de 1 grama de carbono? Resposta: 7 g 11. Perclorato de potássio (KClO 4 ) pode ser preparado por meio das reações abaixo: Cl 2 + KOH KCl + KClO + H 2 O KClO KCl + KClO 3 KClO 3 KClO 4 + KCl Quantos gramas de Cl 2 são necessário para preparar 200 g de KClO 4? Resposta: 409 g 12. Industrialmente, o acido nitrico e produzido pelo processo Ostwald, que pode ser representado pelo seguinte conjunto de equacoes quimicas: 4 NH 3(g) + 5 O 2(g) 4 NO (g) + 6 H2O (l) 2 NO (g) + O 2(g) 2 NO 2(g) 2 NO 2(g) + H 2 O (l) HNO 3(aq) + HNO 2(aq) Qual e a massa de NH 3 (em kg) necessária para a obtenção de 1,00 toneladas de solução de HNO 3, a 30% em massa, pelo processo descrito anteriormente, supondo que o rendimento seja de 80% em cada uma das etapas? Resposta: 317 kg

23 EXERCÍCIO ESPECIAL Carbonato de sódio Na 2 CO 3 A potassa cáustica (KOH hidróxido de potássio) tornou-se, no início do século XVIII, uma substância fundamental não só para a indústria têxtil como para a indústria de vidros e de sabão. Por volta de 1770, Lavoisier usou potassa cáustica para modificar o processo de produção da pólvora, o que aumentou a importância econômica dessa substância. A Inglaterra, que fornecia KOH para a França, cancelou a venda desse produto devido ao apoio francês ao processo de independência dos Estados Unidos, então colônia inglesa. Com a carência do produto, o governo francês, na tentativa de substituir a potassa pela soda cáustica (NaOH), estabeleceu, em 1781, um prêmio para quem criasse o processo mais simples de transformação de sal comum (NaCl) em carbonato de sódio (barrilha ou soda), produto por meio do qual era possível obter NaOH, conforme a equação a seguir: a. Ca(OH) 2 (s) + Na 2 CO 3 (aq) CaCO 3 (s) + 2 NaOH (aq) Apesar da campanha do governo francês, o prêmio não foi conquistado por ninguém. Com o advento da Revolução Francesa, estabeleceu-se o sistema de patentes, o qual substituiu os prêmios. Em 1789, Nicolas Leblanc ( ) conseguiu desenvolver um processo na época considerado muito bom para produzir carbonato a partir de NaCl: I. 2 NaCl (s) + H 2 SO 4 (aq) Na 2 SO 4 (s) + 2 HCl (g) II. Na 2 SO 4 (s) + 4 C (s) Na 2 S (s) + 4 CO (g) III. Na 2 S (s) + CaCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + CaS (s) Como o Na 2 CO 3 é bem mais solúvel que o CaS, ele é extraído por meio de dissolução em água da mistura final. No fim do século XIX, o químico belga Ernest Solvay ( ) tornou obsoleto o método aplicado por Leblanc. Solvay propôs um processo mais rápido, eficiente e barato de produção de Na 2 CO 3, o qual possibilitava também a obtenção de outras substâncias de interesse econômico e industrial: b. NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O + NaCl (aq) NaHCO 3 (s) + NH 4 Cl (aq) Nesta reação, o NaHCO 3 precipita-se. Podendo ser retirado por filtração. Em seguida, esta substância é submetida a uma decomposição mediante aquecimento: c. 2 NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + H 2 O (g) + CO 2 (g) Este processo, além de utilizar substâncias baratas, permite o reaproveitamento de seus próprios produtos. Observe: Matérias primas utilizadas: CaCO 3 : calcário, mármore etc. NaCl: sal comum H 2 O: água NH 3 : amônia Etapas do processo 1. CaCO 3 CaO + CO 2 2. CaO + H 2 O Ca(OH) 2 3. Ca(OH) NH 4 Cl CaCl H 2 O + 2 NH 3 4. CO 2 + H 2 O + NH 3 + NaCl NaHCO 3 + NH 4 Cl 5. 2 NaHCO 3 Na 2 CO 3 + H 2 O + CO

24 Observe que o único subproduto descartável no processo é o CaCl 2, que geralmente era lançado em rios e lagoas, causando danos ao meio ambiente. Hoje a legislação ambiental proíbe que o CaCl 2 seja descartado dessa maneira. Com isso as indústrias passaram a ter um custo maior de produção diante da obrigatoriedade de armazenamento ou descarte adequado desta substância. Esse custo adicional, aliado à descoberta, nos Estados Unidos, de grandes reserva naturais de Na 2 CO 3, reduziu consideravelmente a importância do processo Solvay Este texto proporciona um bom exemplo de como o aspecto econômico influencia o desenvolvimento da indústria química e como, atualmente, o meio ambiente está interferindo nas decisões para o desenvolvimento. Responda as questões a seguir: 1. Determine o número de mols existente em 1,42 gramas do produto não volátil encontrado na reação I. 2. Determine o número de moléculas e o número de átomos existentes em 56 gramas da única substância volátil da reação II. 3. Com base na reação a, a reação de 7,4 gramas de Ca(OH) 2 com excesso de Na 2 CO 3 produzirá quantos gramas de NaOH? 4. Determine o volume de CO obtido na reação II, nas condições ambientes, quando os 24 gramas de C reagirem completamente. (volume molar nas condições ambientes: 25 L/mol ) 5. Se, na reação III, misturarmos 200 gramas de Na 2 S com 200 gramas de CaCO 3, qual será a massa de CaS produzida? 6. Uma amostra de 500 gramas de NaHCO 3, com 84% de pureza, produzirá que massa de CO 2, se considerarmos em nossos cálculos a reação Se, na reação 4 forem utilizados 340 gramas de NH 3 com excesso dos demais reagentes, qual será a massa de NaHCO 3 produzida se o rendimento da reação for de 90%?

25 BALANÇO DE MATERIAL Esta parte faz a introdução ao conceito de balanço de materiais e mostra a sua aplicação a diferentes processos. Para a resolução dos problemas apresentados utilizaremos sistemas simples. Poderemos construir uma equação fundamental que poderá ser a base para as resoluções dos problemas que se apresentarão. Os problemas que envolvem balanço material estão relacionados com as leis ponderais. De forma bastante simplista tudo que entra num determinado processo, operação ou reator tem que ser regenerado ou recuperado ao final. Para um bom aproveitamento dessa técnica é importante que algumas técnicas sejam observadas, tais como: 1. Visualizar e montar um esquema simplificado do processo ou operação em questão. 2. Montar um fluxograma simplificado, indicando todos os dados de entrada e saída e composição de misturas quando ocorrerem. 3. Adotar uma base de cálculo adequada, ou seja, trabalhar com grandezas e unidades que sejam coerentes entre si. 4. Identificar unidades que estejam sendo empregadas e efetuar as conversões necessárias já no início. 5. Como não existe receita pronta para os balanços de materiais é necessário que se monte um sistema de equações para as incógnitas necessárias, utilizando: a) BMT (balanço material total): Utilização da Lei de Conservação da Massa para o sistema ou operação. b) BMP (balanço material parcial): Utilização da Lei de Conservação da Massa para cada um dos participantes. Balanço em massa: Tipos de Balanço BMT: massa de entrada (m E ) = massa de saída (m S ) + massa acumulada (m A ) Para regimes contínuos, onde não ocorre acúmulo no sistema, consideramos que a massa acumulada é zero (m A = 0), assim a soma de tudo que entra é igual à soma de tudo que sai. Σ m = Σ E m S BMP: é aplicado conceito análogo ao BMT, para cada um dos participantes, assim para um participante qualquer, denominado i, temos: Σ ( m ) = Σ(m i E i ) S Balanço em mols BMT: Σ n E = Σn BMP: Σ ( n ) = Σ(n S i E i ) S Quando se efetua balanço em mols devemos ter o cuidado de verificarmos se os processos envolvem reações químicas ou somente procedimentos físicos, pois havendo reações não necessariamente a quantidade de matéria inicial é igual à final

26 Balanço em volume BMT: Σ v E = Σv BMP: Σ ( v ) = Σ(v S i E i ) S Quando trabalhamos com volumes devemos atentar para: 1. Os volumes são considerados aditivos. 2. Os volumes sofrem interferência de temperatura e pressão. 2.1 Nos fluxos líquidos a temperatura deve ser mantida igual. 2.2 Nos fluxos gasosos devem ser mantidas iguais pressão e temperatura. TIPOS DE OPERAÇÕES geral. A seguir serão abordadas várias situações operacionais que obedecerão sempre a mesma orientação DESTILAÇÃO Processo físico onde ocorre à separação de um ou mais componentes de uma mistura líquida. Esquema geral: C O (destilado) D A (alimentação) L U N A (resíduo) R EXERCÍCIOS 1. Numa coluna destilam-se 1000 kg/h de uma mistura de benzeno e tolueno na proporção em massa de 50%. O destilado sai com 90% e o resíduo com 8% em massa de benzeno. Efetuar o balanço material da coluna de fracionamento e determinar a porcentagem de recuperação do benzeno no destilado. Resposta: D=512,2 kg/h; R=487,8 kg/h; 92,2% 2. Numa coluna de destilação deseja-se obter 250 kg de álcool com 80% em massa, no destilado. A alimentação da coluna é feita com solução aquosa de álcool etílico a 15% em mol. Sabe-se que o resíduo deixa a coluna com 1% em mol de álcool etílico. Efetuar o balanço material dessa coluna em kg. Resposta: A=677,1 kg; R=427,8 kg

27 3. Uma mistura de benzeno e tolueno contendo 40% em volume de benzeno é submetida a uma destilação fracionada. Destilam-se 2000 L por dia de mistura obtendo-se um destilado com a porcentagem molar de 80%de benzeno e um resíduo com a porcentagem em mol de 10% de benzeno. Determinar: a. a massa do destilado; b. a massa do resíduo. Dados: d = 0,88 g ml - 1 d = 0, 86g ml1 C H C H Resposta: D=808 kg; R=927,8 kg 4. Deseja-se produzir 1000 kg/h de NH 3 com 99,5% em massa de pureza, utilizando uma solução aquosa com 30% em massa de NH 3 e formando um resíduo com 0,05% de NH 3 em massa. Efetuar o balanço material da coluna e calcular a % de NH 3 recuperado, no destilado. Resposta: A=3320 kg; R=2320 kg; 99,9% 5. Para se obter 5000 kg de um destilado contendo 90% em massa de benzeno, destila-se uma mistura de benzeno e tolueno contendo 50% em massa de benzeno. Sabendo-se que o resíduo contém 8% em peso de benzeno, calcular a massa de alimentação e do resíduo e a taxa de recuperação do tolueno obtido no resíduo. Resposta: A=9762 kg; R=4762 kg; 89,8% 6. Projeta-se uma coluna para se obter 300 kg/h de álcool etílico a 90% em massa a partir de uma solução aquosa contendo 20% em mols de álcool etílico e o resíduo contém 1% em mol de álcool etílico. Calcular a massa da solução de alimentação e a massa do resíduo obtido. Resposta: A=719,8 kg; R=419,8 kg 7. Deseja-se obter 1000 litros de benzeno no destilado, constituído por 80% em volume de benzeno e o restante em xileno, retirado de uma coluna de destilação, alimentada por uma mistura de benzeno e xileno, contendo 30%, em massa de benzeno. Sabendo-se que o resíduo da destilação contém 5% em volume de benzeno, pedese efetuar o balanço material da coluna, em volume. Dados: d benzeno = 0,88 g.ml -1 ; d xileno =0,86 g.ml -1 Resposta: A=3823 L; R=2573 L 8. Uma coluna de destilação foi alimentada com uma mistura aquosa contendo 30% em massa, de álcool. Obtémse um destilado com 95% em massa de álcool e um resíduo com 5% em mol de álcool. Sabendo-se que são formados 10 kmols de resíduo, efetuar o balanço material da coluna em quantidades molares. Resposta: A=11,27 kmol; D=1,27 kmol 9. Um tanque de armazenamento de água quente destinada à lavagem de lama de carbonato, numa instalação de recuperação de soda do processo sulfato para produção de celulose, recebe água de várias fontes. Num dia de operação, 240 m 3 de condensado são enviados para este tanque mais 80 m 3 de água quente contendo pequena quantidade de hidróxido de cálcio e soda cáustica proveniente do lavador de lama e 130 m 3 oriundos de filtro rotativo. Durante esse período 300 m 3 são retirados para usos diversos, 5 m 3 são perdidos por evaporação e 1 m 3 por vazamentos. A capacidade do tanque é de 500 m 3 e no início do dia seu volume é a metade de sua capacidade. Quanto haverá no tanque ao final de 1 (um) dia? Resposta: 395 m

28 EXTRAÇÃO Quando uma mistura não é separada com facilidade pode se lançar mão da extração que usa um solvente para promover essa separação. A extração pode ocorrer de duas formas: líquido líquido: utiliza-se um solvente adequado e imiscível em um dos líquidos, serão obtidas duas soluções, uma denominada de extrato e a outra de refinado. Como as misturas são imiscíveis podem ser separadas facilmente devido a diferença de densidade. Solvente Mistura A G I T A Ç Ã O Extrato Refinado Solvente Éter Isopropílico Ácido acético Água Mistura Extrato Éter Ácido Ácido Água Refinado sólido líquido: utiliza-se um solvente específico para a recuperação de produto presente em um sólido. Obtém-se uma solução que sofre evaporação do solvente restando a outra substância. Este processo é muito empregado na obtenção de óleos essenciais e óleos vegetais. Solvente Semente A G I T A Ç Ã O Solução Resíduo Solvente Óleo Bagaço Semente Solução Óleo Solvente Óleo Solvente Bagaço Resíduo EXERCÍCIOS 1. Com 54 kg de um composto A, preparam-se uma solução aquosa a 30% em massa. Misturando-se a solução 100 kg de solvente orgânico formam-se 130 kg de uma solução de solvente orgânico com 40% em massa do composto A, Determinar a composição da solução aquosa final. Resposta: H 2 O=98,44% Comp.A=1,56% 2. Uma solução formada por um composto A e água é submetida a extração com 50 kg de um solvente orgânico, são formadas duas soluções saturadas. Numa uma camada aquosa com 5% em massa de A e outra uma camada com solvente orgânico com 40% em massa de A. Calcular a massa da solução aquosa inicial, sabendo que a participação de A é de 20% em massa. Resposta: 211,1 kg 3. Dispõe-se de 50 kg de uma substância A em solução aquosa a 25% em massa. Deseja-se extrair a substância A da solução com um solvente adequado que é adicionado à mesma. Obtêm-se duas soluções: uma a 50% em massa de A no solvente e outra a 10% em massa de A na água. Determine: a. a massa do solvente utilizado na extração; b. a taxa (%) de recuperação da substância A. Resposta: 33,336 kg - 66,67%

29 4. Têm-se uma solução aquosa contendo 37% em massa de um composto X. A esta solução é adicionado 45 kg de xilol. Obtêm-se duas soluções: uma do solvente apresentando 40% em massa de X e outra aquosa apresentando 10% em massa. Calcular a massa da solução inicial e taxa de recuperação do composto. Resposta: 100 kg - 81,08% 5. Uma farinha de peixe, que contém 25% em massa de óleo e 75% em massa de material inerte é submetida a uma extração na presença de um solvente adequado. A solução obtida apresenta 20% em massa de óleo e o restante de solvente, enquanto o resíduo sólido 0,5% de óleo, 4,5% de solvente e o restante em material inerte, todas em massa. Calcular a massa de farinha de peixe necessária para se obter 1000 kg de solução. Resposta: 812,18 kg 6. Dispõe-se de 2000 kg de sementes contendo 30% de óleo em massa que pode ser extraído com hexano recuperado, contendo 0,5% de óleo. Obtém-se uma solução de óleo em hexano com 40% de óleo em massa e a torta contendo 4,5% de hexano e 0,5% de óleo. Calcular a massa de óleo obtida na extração. Resposta: 597,47 kg

30 SECAGEM Esta operação consiste na evaporação do solvente com auxílio de calor externo e o produto final é obtido na forma sólida. Normalmente o calor externo provém de ar aquecido ou outro gás. ar aquecido produto úmido s e c a d o r ar úmido produto final EXERCÍCIOS 1. Para a secagem de um material contendo 30% em massa de água, utiliza-se ar quente contendo 1% em massa de água. Calcular a massa de ar isento de umidade para se obter 1000 kg de um produto com 2% de umidade, sabendo-se que após a secagem o ar quente contém 10% em massa de água. Resposta: 3960 kg 2. Um lote de 1000 kg de um produto contendo 20% em massa de umidade, sofre secagem até que sua umidade se reduza a 5% da massa final do produto. A secagem utilizará ar quente com 2% de umidade, e serão obtidos 900 kg de gases na saída do secador. Determine: a. a massa de ar quente necessária na secagem; b. a massa do produto após a secagem; c. a composição, em massa, do ar após o secador. Resposta: 742,10 kg; 842,10 kg; ar=80,81% água=19,19% 3. Deseja-se secar 5000 kg de um produto com 25% de água com ar quente contendo 5% em massa de água. O produto final apresenta 3% em massa de água e o ar sai com 20% em massa de água. Determinar a massa de ar quente necessário para esta operação. Resposta: 6048 kg 4. Um produto contendo 20% de umidade com massa de 1500 kg deve sofrer secagem até que sua umidade seja reduzida a 4% da massa final do produto. Na secagem será utilizado ar quente com 2% de umidade. Após o secador serão recolhidos 1400 kg de gases. Determine: a. a massa de ar quente necessária para a secagem; b. a massa do produto após a secagem; c. a composição percentual do gás após a secagem. Resposta:1150 kg; 1250 kg; ar=80,5% água=19,5%